Dokumen ini membahas elektrokimia, yang menghubungkan perubahan kimia dengan kerja listrik melalui sel elektrokimia. Terdapat dua jenis sel, yaitu sel volta yang menghasilkan energi dari reaksi spontan dan sel elektrolisa yang menggunakan energi untuk menjalankan reaksi non-spontan. Proses ini melibatkan redoks dan perpindahan elektron, serta mengukur potensial sel untuk memahami reaksi yang terjadi.

1. ELEKTROKIMIA
PERUBAHAN KIMIA DAN
KERJA LISTRIK

2. Overview
• Konsep termodinamika tidak hanya berhubungan dengan
mesin uap, atau transfer energi berupa kalor dan kerja
• Dalam konteks kehidupan sehari-hari aplikasinya sangat
luas mulai dari pemanfaatan baterei untuk menjalankan
hampir semua alat elektronik hingga pelapisan logam pada
permukaan logam lain
• Elektrokimia adalah ilmu yang mempelajari hubungan
antara perubahan (reaksi) kimia dengan kerja listrik,
biasanya melibatkan sel elektrokimia yang menerapkan
prinsip reaksi redoks dalam aplikasinya.
• Ada 2 jenis sel elektrokimia: (1) Sel yang melakukan kerja
dengan melepaskan energi dari reaksi spontan dan (2) sel
yang melakukan kerja dengan menyerap energi dari
sumber listrik untuk menggerakkan reaksi non spontan

3. Setengah Reaksi dan
Sel Elektrokimia
• Sel elektrokimia baik yang melepas atau menyerap energi
selalu melibatkan perpindahan elektron-elektron dari satu
senyawa ke senyawa yang lain dalam suatu reaksi oksidasi
reduksi
• Oksidasi adalah hilangnya elektron sedangkan reduksi
diperolehnya elektron
• Zat pengoksidasi adalah spesies yang melakukan oksidasi,
mengambil elektron dari zat yang teroksidasi
• Zat pereduksi adalah spesies yang melakukan reduksi
memberikan elektron kepada zat yang tereduksi
• Setelah reaksi zat teroksidasi memiliki bilangan oksidasi lebih
tinggi sedangkan zat tereduksi memiliki bilangan oksidasi
lebih rendah

4. Terminologi Redoks

5. Menyeimbangkan Persamaan Redoks
• Bagi reaksi menjadi dua buah setengah reaksi
masing-masing yang mengalami oksidasi dan reduksi
• Seimbangkan atom dan muatan pada masing-masing
reaksi
– Mula-mula atom selain O dan H, kemudian O lalu terakhir
H
– Muatan diseimbangkan dengan menambah elektron (e)
disebelah kiri untuk setengah reaksi reduksi dan disebelah
kanan untuk setengah reaksi oksidasi
• Kalikan masing2 setengah reaksi dengan bilangan
bulat untuk menyeimbangkan jumlah e yang
diperoleh reduksi sama dengan elektron yang dilepas
oksidasi
• Jumlahkan kedua buah setengah reaksi tersebut
• Periksa apakah atom dan muatan sudah seimbang

6. Reaksi Redoks suasana asam
Cr2O7
2-
(aq) + I-
(aq)  Cr3+
(aq) + I2(s) (lar asam)
1. Mula-mula bagi reaksi menjadi dua buah setengah reaksi
reduksi dan oksidasi
2. Seimbangkan atom dan muatan dimasing-masing setengah
reaksi
a. Seimbangkan jumlah atom Cr
b. Seimbangkan O dengan menambahkan H2O
c. Seimbangkan H dengan menambahkan ion H+
d. Seimbangkan muatan dengan menambah elektron
e. Begitupun dengan setengah reaksi oksidasi
3. Kalikan masing-masing setengah reaksi agar jumlah e sama
4. Jumlahkan kedua buah setengah reaksi tersebut menjadi
overall
5. Periksa jumlah atom dan muatan
• Untuk reaksi suasana basa setelah langkah ke4 tambahkan
ion OH-
dengan jumlah sama dengan ion H+

7. Soal Latihan
• Permanganat bereaksi dalam larutan basa
dengan ion oksalat membentuk ion karbonat
dan mangan dioksida padat seimbangkan reaksi
redoks berikut:
MnO4
-
(aq) + C2O4
2-
(aq)  MnO2(s) + CO3
2-
(aq)
• Seimbangkan persamaan reaksi berikut dengan
suasana larutan basa
MnO4
-
(aq) + I-
(aq)  MnO4
2-
(aq) + IO3
-
(aq)

8. Sel Elektrokimia
• Sel Volta (sel galvani) memanfaatkan reaksi spontan
(∆G < 0) untuk membangkitkan energi listrik, selisih
energi reaktan (tinggi) dengan produk (rendah)
diubah menjadi energi listrik. Sistem reaksi
melakukan kerja terhadap lingkungan
• Sel Elektrolisa memanfaatkan energi listrik untuk
menjalankan reaksi non spontan (∆G > 0) lingkungan
melakukan kerja terhadap sistem
• Kedua tipe sel menggunakan elektroda, yaitu zat
yang menghantarkan listrik antara sel dan lingkungan
dan dicelupkan dalam elektrolit (campuran ion) yang
terlibat dalam reaksi atau yang membawa muatan

9. Elektroda
• Elektroda terbagi menjadi dua jenis yaitu
anoda dan katoda
• Setengah reaksi oksidasi terjadi di anoda.
Elektron diberikan oleh senyawa teroksidasi
(zat pereduksi) dan meninggalkan sel melalui
anoda
• Setengah reaksi reduksi terjadi di katoda.
Elektron diambil oleh senyawa tereduksi (zat
pengoksidasi) dan masuk sel melalui katoda

10. Sel Volta dan
Sel Elektrolisa

11. Sel Volta

12. Konstruksi dan Operasi Sel Volta
• Setengah sel oksidasi: anoda berupa batang logam Zn
dicelupkan dalam ZnSO4
• Setengah sel reduksi: katoda berupa batang logam Cu
dicelupkan dalam CuSO4
• Terbentuk muatan relatif pada kedua elektroda dimana
anoda bermuatan negatif dan katoda bermuatan positif
• Kedua sel juga dihubungkan oleh jembatan garam yaitu
tabung berbentuk U terbalik berisi pasta elektrolit yang tidak
bereaksi dengan sel redoks gunanya untuk menyeimbangkan
muatan ion (kation dan anion)
• Dimungkinkan menggunakan elektroda inaktif yang tidak ikut
bereaksi dalam sel volta ini misalnya grafit dan platinum

13. Notasi Sel Volta
• Sel Volta dinotasikan dengan cara yang telah
disepakati (untuk sel Zn/Cu2+
)
Zn(s)|Zn2+
(aq) Cu║ 2+
(aq)|Cu(s)
• Bagian anoda (setengah sel oksidasi) dituliskan
disebelah kiri bagian katoda
• Garis lurus menunjukkan batas fasa yaitu adanya
fasa yang berbeda (aqueous vs solid) jika fasanya
sama maka digunakan tanda koma
• Untuk elektroda yang tidak bereaksi ditulis dalam
notasi diujung kiri dan ujung kanan

14. Sel Volta dengan Elektroda Inaktif
Grafit|I2(s)|I-
(aq)║H+
(aq), MnO4
-
(aq), Mn2+
(aq)|Grafit

15. Soal Latihan
• Dalam satu bagian sel volta, batang grafit
dicelupkan dalam larutan K2Cr2O7 dan Cr(NO3)3
(suasana asam). Pada bagian yang lain logam
timah dicelupkan dalam larutan Sn(NO3)2
jembatan garam menghubungkan kedua
bagian. Elektroda timah bermuatan negatif
relatif terhadap grafit
• Gambarkan diagram sel, tuliskan persamaan
reaksi seimbang dan notasi sel volta tersebut

16. Potensial Sel (Esel)
• Sel volta menjadikan perubahan energi bebas reaksi
spontan menjadi energi listrik
• Energi listrik ini berbanding lurus dengan beda
potensial antara kedua elektroda (voltase) atau
disebut juga potensial sel (Esel) atau gaya
electromotive (emf)
• Untuk proses spontan Esel > 0, semakin positif Esel
semakin banyak kerja yang bisa dilakukan oleh sel
• Satuan yang dgunakan 1 V = 1 J/C
• Potensial sel sangat dipengaruhi oleh suhu dan
konsentrasi, oleh karena itu potensial sel standar
diukur pada keadaan standar (298 K, 1 atm untuk
gas, 1 M untuk larutan dan padatan murni untuk
solid)

17. Potensial Elektroda Standar (Eo
setengah-sel)
• Potensial elektroda standar adalah potensial yang
terkait dengan setengah reaksi yang ada (wadah
elektroda)
• Menurut kesepakatan potensial elektroda standar
selalu ditulis dalam setengah reaksi reduksi
• Bentuk teroksidasi + ne  bentuk tereduksi Eo
1/2sel
• Potensial elektroda standar seperti halnya besaran
termodinamika dapat dibalik dengan mengubah
tandanya
• Eo
sel = Eo
katoda - Eo
anoda

18. Elektroda Hidrogen Standar
• Ilmuwan telah menyepakati untuk memilih setengah
reaksi rujukan dengan nilai 0 untuk reaksi:
2H+
(aq, 1 M) + 2e  H2(g, 1 atm) Eo
rujukan = 0
H2(g, 1 atm)  2H+
(aq, 1 M) + 2e –Eo
rujukan= 0
• Dengan nilai rujukan ini kita bisa menyusun sel volta
yang menggunakan elektroda hidrogen standar
sebagai salah satu elektrodanya dan mengukur
potensial sel dengan alat ukur, kemudian kita dapat
menentukan potensial elektroda standar banyak zat
secara luas

19. Soal Latihan
• Suatu sel volta memiliki reaksi antara larutan
bromine dan logam Zn
Br2(aq) + Zn(s)  Zn2+
(aq) + 2Br-
(aq) Eo
sel = 1,83 V
Hitung Eo
untuk oksidasi Br-
(aq) jika Eo
Zn = -0,76 V
• Suatu sel volta memiliki Eo
sel = 1,39 V berdasarkan
reaksi:
Br2(aq) + 2V3+
(aq) + 2H2O(l)  2VO2+
(aq)+ 4H+
(aq)
+ 2Br-
(aq)
Berapa potensial elektroda standar reduksi VO2+
menjadi V3+
?

20. Kekuatan Relatif Oksidator dan Reduktor
• Semua nilai adalah relatif terhadap elektroda hidrogen
standar (referensi)
2H+
(aq, 1 M) + 2e ⇔ H2 (g, 1 atm)
• Menurut konvensi semua setengah reaksi ditulis sebagai
reaksi reduksi artinya semua reaktan pengoksidasi dan
semua produk pereduksi
• Nilai Eo
yang diberikan adalah setengah reaksi tertulis,
semakin positif nilainya semakin besar kecenderungan
reaksi tersebut terjadi
• Nilai Eo
memiliki nilai yang sama tetapi berbeda tanda
jika reaksinya kita balik
• Berdasarkan tabel semakin keatas semakin oksidator dan
semakin kebawah semakin reduktor

22. Reaksi Redoks Spontan
• Setiap reaksi redoks adalah jumlah dari kedua
setengah reaksi, sehingga akan ada reduktor
dan oksidator ditiap-tiap sisi reaksi
• Berdasarkan tabel maka reaksi spontan (Eo
sel>
0) akan terjadi antara oksidator (sisi reaktan)
dan reduktor (sisi produk) yang terletak
dibawahnya
• Misal Cu2+
(kiri) dan Zn (kanan) bereaksi
spontan dan Zn terletak dibawah Cu2+

23. Soal Latihan
• Kombinasikan setengah reaksi berikut menjadi
3 buah reaksi redoks spontan, hitung Eo
sel untuk
tiap-tiap reaksi dan urutkan kenaikan sifat
oksidator dan sifat reduktor senyawanya!
• Apakah reaksi berikut spontan
3Fe2+
(aq)  Fe(s) + 2Fe3+
(aq)
Jika tidak, tulis reaksi spontannya, hitung Eo
sel
dan urutkan ketiga spesies besi berdasarkan
penurunan kekuatan reduksinya!

24. Reaktifitas Relatif Logam
• Logam yang dapat menggantikan H2 dari asam. Ambil
salah satu logam, tuliskan reaksi oksidasinya lalu jumlah
untuk memperoleh Eo
sel jika positif maka H2 akan terlepas
• Logam yang tidak dapat menggantikan H2, dengan
langkah yang sama, namun jika hasilnya Eo
sel < 0, maka
reaksi tidak spontan
• Logam yang dapat menggantikan H2 dari air, logam yang
terletak dibawah reduksi air
• Logam yang dapat menggantikan logam lain dari
larutannya, yaitu logam yang terletak dibagian bawah
tabel dapat mereduksi logam yang terletak dibagian atas
tabel

25. Potensial Sel Standar dan Konstanta
Kesetimbangan
V
nE
K
K
n
V
E
o
sel
o
sel
0592,0
log
log
0592,0
=
=

26. Soal Latihan
• Timbal dapat menggantikan perak dari
larutannya:
Pb(s) + 2Ag+
(aq)  Pb2+
(aq) + 2Ag(s)
Hitung K dan ∆Go
pada 25o
C untuk reaksi ini!
• Saat logam kadmium mereduksi Cu2+
dalam
larutan, terbentuk ion Cd2+
dan logam Cu, jika
∆Go
= -143 kJ, hitung K pada 25o
C dan berapa
potensial sel sel volta yang menggunakan
reaksi ini?

27. Pengaruh Konsentrasi terhadap Potensial
Sel
• Sejauh ini potensial sel standar diukur dari potensial
setengah sel juga pada keadaan standar sementara
kebanyakan sel volta tidak beroperasi pada keadaan
standarnya
• Berdasarkan persamaan yang telah diketahui:
∆G = ∆Go
+ RT ln Q sedangkan
∆G = -nFEsel juga ∆Go
= -nFEo
sel sehingga
-nFEsel = -nFEo
sel + RT ln Q
Esel = Eo
sel – (RT/nF) ln Q

28. Aplikasi Persamaan Nernst
• Saat Q < 1 sehingga [reaktan] > [produk] maka Esel > Eo
sel
• Saat Q = 1 sehingga [reaktan] = [produk] maka Esel = Eo
sel
• Saat Q > 1 sehingga [reaktan] < [produk] maka Esel < Eo
sel
• Jika kita memasukkan nilai R dan T pada 298
Esel = Eo
sel – (0,0592 V/n) log Q (pada 25o
C)

29. Soal Latihan
• Seorang kimiawan menyusun sel volta yang
terdiri dari elektroda Zn/Zn2+
dan H2/H+
pada
kondisi [Zn2+
] = 0,010 M, [H+
] = 2,5 M dan
Tekanan H2 = 0,30 atm
• Perhatikan sel berdasarkan reaksi berikut
Fe(s) + Cu2+
(aq)  Fe2+
(aq) + Cu(s)
Jika [Cu2+
] = 0,30 M berapa [Fe2+
] diperlukan
untuk meningkatkan Esel 0,25 V diatas Eo
sel pada
25o
C?

30. Potensial Sel dan Hubungan antara Q dan
K
Zn(s) + Cu2+
(aq)  Zn2+
(aq) + Cu(s) Q = [Zn2+
]/[Cu2+
]

31. Sel Konsentrasi